Baño de moléculas: una visión más precisa de los cambios de estado

Desde la Educación Primaria se acostumbra a determinar de forma más o menos intuitiva la separación clásica en tres estados básicos de la materia: sólido, líquido y gaseoso. Cabría añadir más fases, pero eso es otro tema y deberá ser contado en otra ocasión.

Si analizamos los tres estados planteados inicialmente podemos plantearnos la siguiente cuestión ¿qué diferencia hay entre ellos? Supongamos una sustancia, el agua por ejemplo, que podemos encontrar en forma de hielo, agua líquida y vapor de agua respectivamente. Esta molécula (H2O) formada por un átomo de oxígeno por dos de hidrógeno es la misma en los tres estados, por lo tanto la sustancia no cambia a nivel molecular. Es evidente eso sí, que un cubito de hielo y un vaso de agua tienen propiedades físicas claramente diferenciables. ¿A qué se deben estos cambios físicos? ¿Qué cambios químicos se dan en la molécula del agua para que un iceberg, el océano y una nube sean tan diferentes conteniendo la misma sustancia?

La clave está en el calor, la energía térmica, que absorbe cada tipo de fase. El calor es energía térmica, y la energía térmica es vibración molecular. Esto significa que cuanta más temperatura tiene un cuerpo (véase aquí la molécula de tres átomos del agua) más vibran estas moléculas respecto a las otras. Así no es de extrañar que las moléculas que forman una nube vibren un tanto más que las del iceberg  y de aquí el estado de compactación de cada forma del agua.

La vibración no solo se puede modular a través de la temperatura, sino que también a través de la presión. Así a más presión por norma general suele haber menos vibración. La correlación parece simple ¿no? A más temperatura y a menos presión más vibración molecular. La correlación, aunque muy parecida a ésta, no encaja en una función lineal completamente. Tenemos una gráfica de presión  y temperatura que nos dice a partir de que punto de cada variable nos encontramos en una fase u otra de la materia. Es lo que llamamos un diagrama de fases, como el siguiente:

Si atendemos a la gráfica podemos ver como al aumentar la presión conseguimos una fase sólida mientras que el aumento de la temperatura es una tendencia a lo gaseoso. ¿Y si subo un poco la temperatura y bajo la presión? ¿Y si no subo tanto la temperatura como la presión que bajo? Entonces nos encontramos con situaciones intermedias que debemos analizar.

Para poder ejemplificar el diagrama de fases vamos a utilizar un simulador químico muy sencillo, disponible y abierto a cualquier usuario en Phet Simulators:

–          La imagen siguiente corresponde al estado gaseoso del agua: las moléculas vibran mucho, se mueven rápidamente por el recipiente que las contiene y están muy separadas entre ellas. Este detalle confiere las propiedad físicas características de los gases: fácilmente comprensibles.

–          Si en cambio analizamos el estado líquido vemos como las moléculas ya no van tan rápido como el caso anterior y no están tan separadas entre sí:

–          Finalmente vemos el estado sólido, como además de vibrar muy muy poco se crea una estructura muy ordenada  y rígida (todo parece encajar de momento):

Ahora ya tenemos una idea característica de que es lo que le pasa a cada sustancia en cada estado de la materia. Ahora vamos a ver como se produce el cambio de fase en cada situación de presión y temperatura.

Empezamos en condiciones de temperatura y presión muy bajas, de tal manera que tenemos un sólido compacto:

Si aumentamos la presión y la temperatura a la vez llegamos al punto triple del agua. Sorpresa… Estamos ante la variante del gato de Schrödinger químico. Aquí tenemos una mezcla de moléculas que están en sólido, líquido y gas a la vez, depende de que variable modifiquemos acabaremos en gas, líquido o sólido:

El punto triple del agua se halla a 273,16 K (0,01 °C) y a una presión de 611,73 Pa.

Aquí tenemos cuatro caminos diferentes de progresión:

–          Mantener la presión y disminuir la temperatura: vamos a estado sólido.

–          Mantener la presión y aumentar la temperatura para ir a gas, o bien mantener la temperatura y disminuir la presión.

–          Mantener la temperatura y aumentar la presión para ir a líquido.

–          Aumentar proporcionalmente temperatura y presión para llegar al estado crítico que es lo que hacemos a continuación.

Pasado de este punto tenemos un líquido supercrítico, es un caso particular donde el líquido tiene la misma densidad que el gas y por tanto no se puede condensar.

Si ampliamos el diagrama de fases que aparece en todas las imágenes del simulador encontramos datos adicionales:

–          Punto de fusión: El paso de estado sólido a líquido y delimitado por la frontera entre la franja roja y azul.

–          Punto de ebullición: el paso de líquido a gas delimitado por la franja azul y la franza gris.

Ya como último caso particular, ¿nunca os habéis preguntado que pasa a temperatura cero? Algunos los llaman tercer principio de la termodinámica. Resulta si la molécula no tiene calor no tiene vibración alguna, tenemos una foto estática de las moléculas tal y como la siguiente:

La idea principal es conocer el estado físicoquímico de la materia a través de sus propiedades moleculares y entender como éstas afectan a las propiedades visuales que nosotros percibimos.

Como última aclaración, hay una alternativa al diagrama de fases bidimensional, es el diagrama 3D. En este diagrama se incluye la variable del volumen para poder acotar con más precisión las fronteras entre cada fase.

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Entrada publicada originalmente en AlbaCiencia: http://albaciencia.albacete.org/?p=840#more-840